【正文】 V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)④在單位時間內生成n molB，同時消耗了q molD，因均指V(逆)①m+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定）壓強②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡平衡 不一定平衡 不一定平衡 V(正)=V(逆)不一定平衡 ②各物質的質量或各物質質量分數(shù)一定 ③各氣體的體積或體積分數(shù)一定平衡平衡平衡光，電磁波，超聲波，固體反應物顆粒的大小，溶有影響百分數(shù)劇減，單位體積里的總數(shù)目劇減劇減 使百分數(shù)劇增，單位體積里的總數(shù)目劇增劇增百分數(shù)減少，單位體積里的總數(shù)目減少減小 升百分數(shù)增大，單位體積里的總數(shù)目增多增大平衡平衡 混合氣體平均相對分子質量Mr ①Mr一定時，只有當m+n≠p+q時 ②Mr一定時，但m+n=p+q時平衡 不一定平衡平衡 不一定平衡平衡 溫度 體系的密度 其他 任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）密度一定如體系顏色不再變化等（二）影響化學平衡移動的因素濃度對化學平衡移動的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小，V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數(shù)之和大的方向移動。2．強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH反應，其熱化學方程式為：H+(aq)+OH(aq)=H2O(l)，ΔH=－．弱酸或弱堿電離要吸收熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。本章知識網絡金屬冶煉方法總結第二篇：高中化學選修4知識點歸納總結高中化學選修4知識點歸納總結 第一章 化學反應與能量一、焓變 反應熱 1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號： △H（2）.單位：kJ/mol ：化學鍵斷裂——吸熱 化學鍵形成——放熱放出熱量的化學反應。（3）一種金屬能從另一種金屬的鹽溶液中將其置換出來，則該金屬比另一種金屬更活潑。（1）犧牲陽極的陰極保護法將被保護的金屬與更活潑的金屬連接，構成原電池，使活潑金屬作陽極被氧化，被保護的金屬作陰極。若電解質溶液酸性較強則發(fā)生析氫腐蝕。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學腐蝕。（2）分類：由于金屬接觸的介質不同，發(fā)生腐蝕的情況也不同，一般可分為化學腐蝕和電化學腐蝕。（3）電冶金原理：化合態(tài)的金屬陽離子，在直流電的作用下，得到電子，變成金屬單質。③電鍍特點：“一多、一少、一不變”。陽極如果是活潑的金屬電極，則金屬失去電子生成金屬陽離子；陽極如果不能失去電子，則需要溶液中能失去電子（即具有還原性）的離子在陽極表面失去電子，發(fā)生氧化反應。其中與電源的正極相連的電極叫做陽極，與電源的負極相連的電極叫做陰極。需要了解常見電池的基本構造、工作原理、性能和使用范圍。氫氧燃料電池（1）氫氧燃料電池的構造在氫氧燃料電池中，電解質溶液為KOH溶液。如作心臟起搏器的鋰碘電池的電極反應式為：二次電池原理：充電電池在放電時進行的氧化還原反應在充電時又逆向進行，生成物重新轉化為反應物，使充電放電可在一定時期內循環(huán)進行。它的電極反應如下：（3）銀鋅電池——紐扣電池該電池使用壽命較長，廣泛用于電子表和電子計算機。本節(jié)知識樹原電池中發(fā)生了氧化還原反應，把化學能轉化成了電能。（4）根據(jù)原電池兩極發(fā)生的變化來判斷原電池的負極失電子發(fā)生氧化反應，其正極得電子發(fā)生還原反應。原電池正、負極的判斷方法：（1）由組成原電池的兩極材料判斷一般是活潑的金屬為負極，活潑性較弱的金屬或能導電的非金屬為正極。②在原電池中，活潑金屬作負極，發(fā)生氧化反應；不活潑金屬作正極，發(fā)生還原反應。③兩極相連形成閉合電路。若化學反應的過程中有電子轉移，我們就可以把這個過程中的電子轉移設計成定向的移動，即形成電流。只有氧化還原反應中的能量變化才能被轉化成電能；非氧化還原反應的能量變化不能設計成電池的形式被人類利用，但可以以光能、熱能等其他形式的能量被人類應用。（3）原電池的工作原理原電池是將一個能自發(fā)進行的氧化還原反應的氧化反應和還原反應分別在原電池的負極和正極上發(fā)生，從而在外電路中產生電流。③原電池的正極通常有氣體生成，或質量增加；負極通常不斷溶解，質量減少。（2）根據(jù)電流方向或電子流動方向判斷。（5）根據(jù)電極質量增重或減少來判斷。二、化學電源課標要求了解常見電池的種類掌握常見電池的工作原理要點精講一次電池（1）普通鋅錳電池鋅錳電池是最早使用的干電池。其電極分別為Ag2O和Zn，電解質為KOH溶液。鉛蓄電池構成：該電池以Pb和PbO2作電極材料，硫酸作電解質溶液。石墨為電極，H2和 O2或空氣）源源不斷地通到電極上。三、電解池課標要求掌握電解池的工作原理能夠正確書寫電極反應式和電解池反應方程式了解電解池、精煉池、電鍍池的原理要點精講電解原理（1）電解的含義：使電流通過電解質溶液（或熔化的電解質）而在陰、陽兩極引起氧化還原反應的過程叫做電解，這種把電能轉變成化學能的裝置叫做電解池。③電解質溶液或熔融態(tài)電解質用石墨、金、鉑等制作的電極叫做惰性電極，因為它們在一般的通電條件下不發(fā)生化學反應。與電源的負極相連的電極為陰極。一多指陰極上有鍍層金屬沉積，一少指陽極上有鍍層金屬溶解，一不變指電解液濃度不變。本節(jié)知識樹化學能與電能可以相互轉化。①化學腐蝕： 金屬跟接觸到的物質直接發(fā)生反應而引起的腐蝕叫做化學腐蝕。（3）電化學腐蝕電化學腐蝕，實際上是由大量的微小的電池構成微電池群自發(fā)放電的結果。②吸氧腐蝕金屬表面酸性較弱或呈中性時，溶解在溶液中的氧氣與水結合，生成OH，消耗了氧氣，從而使得溶液不斷吸收空氣中的氧氣而發(fā)生吸氧腐蝕。（2）外加電源的陰極保護法利用外加直流電，負極接在被保護金屬上成為陰極，正極接其他金屬。（4）兩金屬構成原電池時，作負極的金屬比作正極的金屬更活潑。(放熱吸熱)△H 為―—‖或△H 放熱）△H 為―+‖或△H 0☆ 常見的放熱反應：① 所有的燃燒反應 ② 酸堿中和反應 ③ 大多數(shù)的化合反應 ④ 金屬與酸的反應 ⑤ 生石灰和水反應 ⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH)2?8H2O與NH4Cl ② 大多數(shù)的分解反應 ③ 以HCO、C為還原劑的氧化還原反應 ④ 銨鹽溶解等二、熱化學方程式 書寫化學方程式注意要點: ①熱化學方程式必須標出能量變化。※注意以下幾點：①研究條件：101 kPa②反應程度：完全燃燒，產物是穩(wěn)定的氧化物。4．中和熱的測定實驗五、蓋斯定律1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。溫度對化學平衡移動的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是―1‖而不代入公式。反之，則相反。Q〉K:反應向逆反應方向進行利用K值可判斷反應的熱效應若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應＊四、等效平衡概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。五、化學反應進行的方向反應熵變與反應方向：（1）熵:物質的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，：J???mol1?K1(2)體系趨向于有序轉變?yōu)闊o序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據(jù)。強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫（第一步為主）電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。[OH] = 1*1014 注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定 KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）水電離特點：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱影響水電離平衡的外界因素： ①酸、堿 ：抑制水的電離 KW〈1*1014 ②溫度：促進水的電離（水的電離是 吸 熱的）③易水解的鹽：促進水的電離 KW 〉 1*1014溶液的酸堿性和pH：（1）pH=lgc[H+]（2）pH的測定方法：酸堿指示劑—— 甲基橙、石蕊、酚酞。中和滴定的操作過程：（1）儀②滴定管的刻度，O刻度在 上，往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。（3）準備過程：準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。（2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlOCO32(HCO3)、S2(HS)、SO32(HSO3)；S2與NH4+；CO32(HCO3)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。H2O+H+ c(Cl)c(NH4+)c(H+)c(OH)水解平衡常數(shù)（Kh）對于強堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))對于強酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)）電離、水解方程式的書寫原則多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。如酸堿中和時[H+]降至107mol/L（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。如：Ag2S(s)2Ag+(aq）+ S2(aq)沉淀生成的三種主要方式（1）加沉淀劑法：Ksp越?。闯恋碓诫y溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。沉淀的轉化：溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。